Teoria da Ligação de Valência. Prof. Fernando R. Xavier

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1 Teoria da Ligação de Valência Prof. Fernando R. Xavier UDESC 2013

2 Princípios básicos... É a primeira teoria de ligação baseada no princípios da mecânica quântica. ĤΨ(x) = EΨ(x) Considera os orbitais atômicos individualiados para a formação de uma ligação química em uma molécula. Pode ser considerada como a precursora da Teoria dos rbitais Moleculares.

3 A molécula de H 2 Considere dois átomos de hidrogênio (H a e H b ) separados onde a função de onda Ψ(x) para ambos é dada por: Ψ(x) = χ A (1) χ B (2) onde χ A e χ B são os orbitais H 1s dos respectivos átomos de hidrogênio e os números 1 e 2 são cada um dos elétrons presentes nestes orbitais em questão. H a H b

4 Entretanto, quando os átomos H a e H b estiverem próximos, não há como diferenciar espacialmente onde estarão cada um de seus elétrons. Desta forma, sua distribuição é dada pela combinação linear das funções de onda de cada um destes elétrons. H a H b Ψ(x) = χ A (1) χ B (2) + χ A (2) χ B (1) Esta é a função de onda normaliada para a molécula de hidrogênio.

5 A formação da ligação química pode ser descrita como o acréscimo da probabilidade dos elétrons de cada átomo de hidrogênio estarem presentes na região internuclear de H a e H b. E formalmente... A interação construtiva dos termos χ A (1)χ B (2) + χ A (2)χ B (1) gera um aumento da amplitude da função de onda global da região internuclear. Ψ(H a ) Ψ(H b ) Ψ(H a H b )

6 Vale lembrar que o Princípio de Pauli deve ser respeitado, ou seja, no momento da ligação os elétrons devem possuir spins antiparalelos. Como a ligação ocorre segundo um eixo, temos uma ligação do tipo sigma (σ). Exemplos: Interação do tipo s s Interação do tipo s p Interação do tipo p p x x x

7 Curva de energia potencial molecular E energia d 0 d distância internuclear ε 0

8 Curva de energia potencial molecular E energia d 0 d distância internuclear ε 0

9 Curva de energia potencial molecular E energia d 0 d distância internuclear ε 0

10 Moléculas diatômicas homonucleares Baseado na molécula de H 2, a teoria de ligação de valência pode ser expandida para outros sistemas eletrônicos. rbitais de mesma simetria em átomos viinhos podem parear elétrons e formar múltiplas ligações. Exemplo: A molécula de N 2. 7N: 1s 2 2s 2 2p 3 ou [He] 2s 2 2p x 1 2p 1 2p 1 x

11 Sobreposições de orbitais: x x Interação p x - p x Interação p - p p x Interação p - p p

12 Fenômenos particulares Promoção: ocorre quando um elétron é promovido a um orbital mais energético durante a formação de uma ligação química. bs.: A promoção é a acompanhada de um gasto energético porém após as ligações químicas serem feitas a energia do sistema é amplamente minimiada. (Não é um processo real, mas sim um fenômeno de reorganiação energética) Exemplo: A promoção em um átomo de carbono. 6C: 1s 2 2s 2 2p 2 promoção 6C: 1s 2 2s 1 2p 3 px p p Estado fundamental px p p Estado excitado

13 Elementos do segundo período ( Li até o Ne) obedecem relativamente bem a regra do octeto porém, os períodos seguintes podem sofrer desvios. A falha da regra do octeto Existem casos em que a regra do octeto não se aplica, pois outros fenômenos estão envolvidos na distribuição eletrônica das camadas de valência. Expansão da camada de valência ou Hipervalência Exemplos de átomos que sofrem este fenômeno: P com 5 e - na camada de valência; S com 6 e - na camada de valência; Cl, Br e I com 7 e - na camada de valência;

14 Exemplos de moléculas: H P H H H S H Cl H 3s 3p 3d 15P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 16S - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 fenômeno da hipervalência não é comum no segundo período pois estes átomos são pequenos e não comportam mais do que 4 ligações.

15 Hibridação: ocorre quando orbitais de um memo átomo se entrelaçam para dar origem a novos orbitais híbridos). Exemplo: Moléculas do tipo AB 4 em que A é um elemento do grupo 14. Segundo a TLV teríamos a seguintes combinações lineares: 3 ligações do tipo χ B + χ A(2p) Energias diferentes 1 ligação do tipo χ B + χ A(2s) Na prática, é sabido que as quatro energias de ligação A B são idênticas. Esta equaliação é resultado da hibridação.

16 Desta forma, as combinações lineares das funções de onda são descritas por: h = s + p x + p + p h = s - p x - p + p h = s - p x + p - p A união destas funções de onda (soma construtiva) gera o sistema híbrido dito sp 3. h = s + p x - p - p